预习自测：（12）原子结构与性质——2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

预习自测：（12）原子结构与性质——2023-2024学年高二化学人教版（2019）寒假轻松衔接 1．能层、能级与原子轨道之间的关系 2.原子轨道的能量关系 (1)轨道形状 ①s 电子的原子轨道呈球形。 ②p 电子的原子轨道呈哑铃形。 (2)能量关系 ①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。 ②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…… ③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如 npx、npy、npz轨道的能量相等。 3．基态原子核外电子排布的三个原理 (1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。 如图为构造原理示意图： (2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳 2 个电子，并且它们的自旋状态相反。 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1。 4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写 (1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布 的电子数的式子。如 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。 (2)价电子排布式：如 Fe 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为 3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。 (3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。 例如： 核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。 5．基态原子、激发态原子和原子光谱 (1)基态原子：处于最低能量的原子。 (2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (3)原子光谱：①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子， 这是产生原子发射光谱的原因。 ②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发 射光谱，总称原子光谱。 6．原子结构与元素周期表的关系 7.每族元素的价电子排布特点 (1)主族 (2)0 族：He：1s2；其他：ns2np6。 (3)过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外)：(n－1)d1～10ns1～2。 8．元素周期表的分区与价电子排布的关系 (1)周期表的分区 (2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 9.元素周期律 (1)原子半径 ②变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)电离能 ①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1， 单位：kJ·mol－1。 ②规律 a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 c．同种原子：逐级电离能越来越大，即 I1<I2<I3…… (3)电负性 ①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 ②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为 4.0 作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 ③变化规律 金属元素的电负性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8 左右。 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 (4)对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如： 【针对训练】 1.价电子排布式为的元素是( ) A.第五周期第ⅢA族 B.51号元素 C.s区的主族元素 D.Te 2.下列关于价电子排布为的原子描述正确的是( ) A.它的元素符号为O B.它的核外电子排布式为 C.常温时可以与化合生成液态化合物 D.其轨道表示式为 3